IKATAN KIMIA

IKATAN KIMIA
OLEH:
ARIF FADHOLI WAHID ASSYAFI'I

Ikatan kimia terbentuk karena adanya gaya tarik kuat yang menyatukan atom-atom atau ion-ion. Ikatan yang terbentuk antara ion positif dan ion negative yang membentuk senyawa disebut ikatan ion, sedangkan ikatan yang terbentuk antara atom-atom dalam suatu molekul disebut ikataan kovalen.
Pada bagian ini pembahasan dititikberatkan pada pengaruh ikatan terhadap bentuk molekul, serta gaya-gaya yang bekerja antara molekul satu dengan molekul yang lainnya yang mempengaruhi sifat-sifat zat tersebut, terutama sifat fisis. Gaya yang bekerja antara molekul satu dengan molekul lainnya disebut gaya antar molekul.

1. Bentuk Molekul
Bentuk molekul menggambarkan kedudukan atom-atom di dalam suatu molekul, yaitu kedudukan atom-atom dalam ruang tiga dimensi dan besarnya sudut-sudut ikatan yang dibentuk dalam suatu molekul, serta ikatan yang terjadi pada molekul tersebut yang dibentuk oleh pasangan-pasangan elektron.
Teori Domain Elekton menjelaskan susunan elektron dalam suatu atom yang berikatan. Posisi elektron ini akan mempengaruhi bentuk geometri molekulnya dan bentuk geometri ini akan dijelaskan melalui teori VSEPR. Teori VSEPR agaknya lebih mudah untuk digunakan dalam menjelaskan bentuk molekul-molekul sederhana,sehingga pembahasan selanjutnya akan digunakan teori VSEPR ini. Menurut teori ini, meskipun kedudukan pasangan elektron dapat tersebar diantara atom-atom tersebut, tetapi secara umum terdapat pola dasar kedudukan pasangan-pasangan elektron akibat adanya gaya tolak-menolak yang terjadi antara pasangan elektron.

Teori Valence-Shell Electron Pair Repulsion (VSEPR)
- Penggambaran bentuk molekul dengan bantuan VSEPR didasari oleh penggambaran struktur Lewis sebagai model 2 dimensi
- Dalam teori VSEPR atom pusat akan menempatkan secara relatif grup (bisa berupa atom atau pasangan elektron) pada posisi tertentu
- Prinsip dasarnya: masing-masing grup elektron valensi ditempatkan sejauh mungkin satu sama lain untuk meminimalkan gaya tolakan.
- Notasi yang dipakai: A = atom pusat, X = atom sekitar yang berikatan dan E = grup elektron valensi yang tidak berikatan (sunyi)
Atom-atom dalam berikatan untuk membentuk molekul melibatkan alektron-elektron pada kulit terluar. Ikatannya terbentuk karena pemakaian bersama pasangan elektron (ikatan kovalen). Oleh sebab itu bentuk molekul ditentukan oleh kedudukan pasangan-pasangan elektron tersebut.
Di dalam molekul senyawa umumnya terdapat atom yang dianggap sebagai atom pusat. Misalnya pada senyawa H2O sebagai atom pusat adalah atom oksigen dan pada molekul PCl3 atom fosforus sebagai atom pusatnya. Pasangan elektron yang berada pada di sekitar atom pusatnya dapat dibedakan menjadi dua,yakni pasangan elektron ikatan (p.e.i) dan pasangan elektron bebas (p.e.b). Pasangan elektron bebas mempunyai gaya tolak yang lebih besar dari pada pasangan elektron ikatan. Hal itu terjadi karena pasangan elektron bebas hanya terikat pada satu atom sehingga gerakannya lebih leluasa. Urutan kekuatan tolak-menolak di antara pasangan elektron adalah sebagai berikut :
Tolakan antar pasangan elektron bebas > tolakan antara pasangan elektron bebas dengan pasangan elektron ikatan > tolakan antara pasangan elektron ikatan.
Pasangan-pasangan elektron dalam suatu molekul akan menempatkan diri, sehingga gaya tolak-menolak pasangan elektron itu serendah mungkin. Agar kedudukan pasangan elektron tersebut menghasilkan gaya tolak-menolak yang paling rendah, maka pasangan elektron tersebut akan berada pada jarak yang saling berjauhan satu sama lain. Berdasarkan hal tersebut, kedudukan pasangan-pasangan elektron mempunyai pola dasar sebagai berikut :

a. Linier
Dalam molekul linier, atom-atom tertata pada suatu garis lurus. Sudut yang dibentuk oleh dua ikatan ke arah atom pusat akan saling membentuk sudut 180o. sudut itu disebut sudut ikatan. Contoh molekul yang berbentuk linier adalah BeCl2.

b. Segitiga Planar
Atom-atom dalam molekul berbentuk segitiga tertata dalam bidang datar,tiga aton akan berada pada titik sudut segitiga sama sisi dan dipusat segitiga terdapat atom pusat. Sudut ikatan antara atom yang mengelilingi atom pusat membentuk sudut 120o. Contoh molekul segitiga sama sisi adalah BCl3.

c. Tetrahedron
Atom-atom dalam molekul yang berbentuk tetrahedron akan berada dalam suatu ruang piramida segitiga dengan keempat bidang permukaan segitiga sama sisi. Atom pusat terletak pada pusat tetrahedron dan keempat atom lain akan berada pada keempat titik sudut yang mempunyai sudut ikatan 109,5o. Contoh molekul tetrahedron adalah CH4.

d. Trigonal Bipiramida
Dalam molekul trigonal bipiramidal atom pusat terdapat pada bidang sekutu dari dua buah limas segitiga yang saling berhimpit, sedangkan kelima atom yang mengelilinginya akan berada pada sudut-sudut limas segitiga yang dibentuk. Sudut ikatan masing-masing atom tidak sama, antara setiap ikatan yang terletak pada bidang segitiga mempunyai sudut 120o, sedangkan antara sudut bidang datar ini dengan dua ikatan yang vertikal akan bersudut 90o. Contoh molekul yang mempunyai bentuk trigonal bipiramidal adalah PCl5.

e. Oktahedron
Oktahedron adalah suatu bentuk yang terjadi dari dua buah limas alas segi empat, dengan bidang alasnya saling berhimpit, sehingga membentuk delapan bidang segitiga. Pada molekul yang berbentuk octahedron atom pusatnya berada pada pada pusat bidang segiempat dari dua limas yang berhimpit tersebut, sedang enam atom yang mengelilinginya akan berada pada sudut-sudut limas tersebut. Sudut ikatan yang dibentuk 90o. Contoh molekul yang mempunyai bentuk oktahesron adalah SF6.

Untuk memberikan gambaran yang lebih jelas tentang bentuk-bentuk molekul, kita dapat membayangkan bentuk-bentuk molekul sebagai berikut :
Bentuk molekul Linear diumpamakan seperti garis lurus. Bentuk molekul segitiga sama sisi, atom pusat terletak pada pusat diagonal sisi-sisi segitiga, Sedangkan atom yang berikatan dengan atom pusat terletak pada sudut-sudut segitiga. Bentuk molekul tetrahedron dapat dibayangkan seperti limas yang alasnya berbentuk segitiga, atom pusatnya terletak diantara puncak dan alas limas (tengah). Sedangkan atom yang berikatan terletak pada puncak dan sudut-sudut dari alas limas.
Bentuk molekul bipiramidal trigonal dapat Anda bayangkan seperti dua buah tetrahedron yang ditumpuk, satu menghadap ke atas sedangkan yang lain menghadap ke bawah. Dan bentuk molekul oktahedron dapat dibayangkan seperti dua alas limas yang alasnya berbentuk segiempat dan ditumpuk sedemikian rupa sehingga satu menghadap ke atas dan yang lainnya menghadap ke bawah.

Kegiatan 1.
Bentuk Molekul Tetrahedron dan Oktahedron
Bentuk molekul tetrahedron digambarkan seperti sebuah limas yang alasnya berbentuk segitiga, atom pusatnya terletak diantara puncak dan alas limas (tengah). Sedangkan atom yang berikatan terletak pada puncak dan sudut-sudut dari alas limas. Sedangkan molekul oktahedron digambarkan seperti dua alas limas yang alasnya berbentuk segiempat dan ditumpuk sedemikian rupa sehingga satu menghadap ke atas dan yang lainnya menghadap ke bawah.
Alat dan bahan :
a. Kawat
b. Bola pimpong
c. Gunting
Cara kerja :
1. Membuat limas segitiga (tetrahedron)
a. Siapkanlah :
1. Potonglah 3 buah kawat A cm untuk alas
2. Potonglah 3 buah kawat B cm untuk sisi miring
3. Potonglah 3 buah kawat C cm untuk diagonal ruang
4. Bola pimpong 1 buah
b. Satukanlah kawat A menjadi bentuk segitiga sama sisi sebagai alas
c. Ikatkanlah kawat B pada masing-masing sudut alas segitiga dan hubungkanlah ujung kawat B yang lainnya ke atas dan satukanlah, sehingga membentuk limas
d. Ikatkanlah bola pimpong dan satu buah kawat C dan letakkan bola pimpong yang terikat dengan kawat dengan ujung puncak limas, 1/3 dari alas segitiga
e. Ikatkanlah sudut-sudut alas segitiga dengan bola pimpong

2. Membuat limas segiempat (Oktahedron)
a. Siapkanlah :
1. Potonglah 4 buah kawat A cm untuk alas
2. Potonglah 4 buah kawat B cm untuk sisi miring
3. Potonglah 4 buah kawat C cm untuk diagonal ruang
4. Bola pimpong 1 buah
b. Satukanlah kawat A menjadi bentuk segiempat sama sisi sebagai alas
c. Ikatkanlah kawat B pada masing-masing sudut alas segitiga dan hubungkanlah ujung kawat B yang lainnya ke atas dan jadikan satu, sehingga membentuk limas
d. Ikatkanlah bola pimpong dan satu ubuah kawat C dan letakkan bola pimpong yang terikat dengan kawat dengan ujung puncak limas, 1/4 dari alas segiempat
e. Ikatkanlah sudut-sudut alas segiempat dengan bola pimpong

Seperti contoh jika semua sudut limas mengikat atom lain, maka bentuk molekul seperti pada kegiatan 1 yang telah dibuat. Tetapi bila salah satu sudut limas tidak mengikat atom lain dan merupakan elektron bebas maka terjadi perubahan sudut antar atom yang berikatan. Perhatikan gambar berikut untuk membedakan sudut ikatan pada molekul CH4, NH3, dan H2O.

Sudut HCH = 109,5°
Sudut HNH = 107,3°
Sudut HNE = 109,5°
Sudut HNH = 104,5°
Sudut HNE = 109,5° di mana :
C : tanda atom karbon
H : tanda atom hidrogen
O : tanda atom oksigen
N : tanda atom nitrogen
E : Pasangan elektron bebas
Fakta bahwa sudut ikatan dalam molekul H2O dan NH3
lebih kecil dari pada sudut CH4 tetrahedral.
Fakta ini menunjukkan bahwa tolakan pasangan elektron berikatan dalam orbital ikatan lebih kecil daripada orbital pasangan elektron bebas. Dengan adanya pasangan elektron bebas inilah, maka bentuk molekul dari atom-atom yang berikatan tidak sama dengan bentuk geometri yang merupakan susunan ruang elektron .

2. Merumuskan Bentuk Molekul
Tipe molekul merupakan suatu notasi yang menyatakan jumlah pasangan elektron yang berada di sekitar atom pusat dari suatu molekul, baik elektron bebas maupun elektron ikatan. Tipe molekul ditentukan dengan cara berikut :
-Atom pusat dinyatakan dengan lambang A. atom ini melambangkan atom yang mengikat beberapa atom pendatang
- Setiap pasangan elektron ikatan dinyatakan dengan X
- Setiap pasangan elektron bebas dinyatakan dengan E
Contoh : molekul IF3 yang terdiri dari 3 pasangan elektron ikat dan 2 elektron bebas dirumuskan sebagai AX3E2.

Tipe molekul dapat ditentukan dengan langkah-langkah sebagai berikut :
a) Senyawa Biner Berikatan Tunggal
Jika atom pusat hanya berikatan tunggal, maka setiap ikatan hanya menggunakan satu elektron dari atom pusat. Dengan demikian, jumlah pasangan elektron bebas (E) sesuai dengan rumus berikut :
EV = jumlah elektron valensi atom pusat
X = jumlah pasangan elektron ikatan
E = jumlah pasangan elektron bebas

Dengan demikian, tipe molekul dapat ditentukan dengan urutan sebagai berikut :
1. Tentukan jumlah elektron valensi atom pusat (EV )
2. Tentukan jumlah pasangan elektron ikatan ( X )
3. Tentukan jumlah pasangan elektron bebas
Contoh :
Menentukan tipe molekul air (H2O)
Jumlah elektron valensi atom pusat (oksigen) = 6
Jumlah pasangan elektron ikatan (X) = 2
Jumlah pasangan elektron bebas (E) = ( 6 – 2 ) : 2 = 2
Tipe molekulnya adalah AX2E2.
b) Senyawa Biner Berikatan Rangkap atau Ikatan Kovalen Koordinat
Jika atom pusat membentuk ikatan rangkap atau ikatan kovalen koordinat, maka tiap ikatan akan menggunakan 2 elektron valensi dari atom pusatnya.
Dengan demikian, jumlah pasangan elektron bebas akan sesuai dengan rumus :

Contoh :
Menentukan tipe molekul belerang trioksida (SO3)
Ikatan antara atom belerang dengan atom oksigen dalam SO3 merupakan ikatan rangkap atau ikatan kovalen koordinat.
Jumlah elektron valensi atom pusat = 6
Jumlah pasangan elektron ikatan (X) = 3, tetapi jumlah elektron yang digunakan atom pusat 3 x 6 = 6
Jumlah pasangan elektron bebas (E) = ( 6 – 6 ) : 2 = 0
Tipe molekulnya adalah AX3

3. Cara Meramalkan Bentuk Molekul
Untuk meramalkan bentuk molekul pertama-tama harus diketahui terlebih dahulu jumlah pasangan-pasangan elektron yang berada di sekitar atom pusat seperti yang telah dijelaskan di atas dan juga dapat dengan menggambar runus titik elektronnya.
Perhatikan langkah berikut :
a. Buatlah struktur Lewis
b. Tentukan pasangan elektron berikatan pada atom pusat
c. Tentukanlah pasangan elektron bebas pada atom pusat
d. Tentukanlah bentuk molekulnya
Contoh :
1. Bentuk molekul CCl4
Konfigurasi elektron
6C = 2 4
17Cl = 2 8 7
Elektron Valensi C = 4 Cl = 7
Jumlah elektron valensi
(1 x 4) + (4 x 7) = 32 buah
Jumlah Pasangan Elektron Valensi (PEV) = 32 = 16 pasang
Pasangan Elektron Berikatan (PEI) = 4 pasang
Pasangan Elektron Bebas (PEB) = 16 – 4 = 12 pasang
Disebarkan sekitar atom pusat secara merata sehingga memenuhi kaidah oktet, jika masih ada sisa letakkan pada atom pusat
Struktur Lewis :
Atom C sebagai atom pusat, atom Cl yang mengelilingi atom C

Perhatikan pasangan elektron pada atom pusat
Pasangan elektron atom pusat = 4
Pasangan elektron atom berikatan = 4
Pasangan elektron atom bebas = 0
Sehingga susunan ruang elektronnya :Tetrahedron.
Bentuk molekulnya : Tetrahedral

2. Bentuk molekul H2O
Konfigurasi elektron
1H = 1
8O = 2 6
Elektron Valensi H = 1 dan O = 6
Jumlah elektron Valensi (1 x 1) + (2 x 6) = 8
PEV = = 4 pasang.
PEI = 2 pasang
PEB = 4 – 2 = 2 pasang
Struktur Lewis
Jumlah pasangan elektron pada atom pusat = 4 pasang
Jumlah pasangan elektron berikatan = 2 pasang
Jumlah pasangan elektron bebas = 2 pasang
Susunan ruang elektronnya = Tetrahedron
Bentuk molekulnya = Huruf V

4. Bentuk Molekul dan Hibridisasi
Ikatan kimia melibatkan elektron-elektron valensi, dimana elektron-elektron tersebut berada pada orbital-orbital dengan bentuk tertentu. Pada molekul CH4, ikatan terjadi karena terbentuknya pasangan elektron antara elektron yang terdapat pada orbital s atom H dengan elektron yang terdapat pada orbital p atom C. Bentuk orbital s seperti bola dan bentuk orbital p seperti dumbbell. Sedangkan bentuk molekul CH4 adalah tetrahedron. Bagaimana bentuk tetrahedron dari pasangan elektron orbital s yang berbentuik bola dan elektron orbital p yang berbentuk dumbbell dapat terjadi ? salah satu pendekatan yang dapat digunakan untuk menjelaskan pertanyaan tersebut adalah konsep hibridisasi orbital.
Menurut Linus Pauling, orbital-orbital pada elektron valensi dapat membentuk orbital campuran atau orbital hibrida. Dengan menggunakan konsep hibridisasi orbital, keterkaitan antara bentuk orbital dengan bentuk molekul dapat dijelaskan. Bila dalam suatu atom, beberapa orbital yang tingkat energinya berbeda (tidak ekivalen) bergabung membentuk orbital baru dengan energi yang setingkat guna membentuk ikatan kovalen, maka orbital gabungan tersebut dinamakan orbital hibrida. Peristiwa pembentukan orbital hibrida yang dilakukan oleh suatu atom (biasanya atom pusat) disebut proses hibridisasi.

a. Hibridisasi sp
Menurut Teori Valence-Shell Electron Pair Repulsion (VSEPR) atau teori tolakan pasangan elektron, bentuk molekul BeCl2 adalah linier. Bagaimana bentuk molekul tersebut dapat dijelaskan dan dikaitkan dengan konsep orbital hibrida? Bila diamati lebih lanjut, elektron atom Be dan elektron atom Cl yang belum berpasangan merupakan elektron pada subkulit p yang mempunyai bentuk orbital seperti dumbbell. Atom pusat dari molekul BeCl2 adalah atom Be yang mempunyai konfigurasi electron Be4 : 1s2 2s2 2p0.Diagram orbital elektron valensi Be pada keadaan dasar (ground state) dapat digambarkan :
_ _ _ _
Karena orbital 2s sudah berpasangan, ia tidak mungkin akan membentuk pasangan elektron dengan elektro dari atom Cl, sehingga elektron pada 2s harus tidak berpasangan agar dapat membentuk pasangan dengan elektron dari atom Cl. Untuk itu, elektron dari 2s mengalami promosi ke orbital 2p.
_ _ _ _

Elektron–elektron tersebut selanjutnya membentuk pasangan elektron dengan elektron atom Cl yang terjadi pada orbital 2s dan 2p, yang membentuk orbital baru yang disebut orbital hibrida sp.
_ _ _ _

: elektron dari atom Be
: elektron dari atom Cl
Kedua orbital hibrida tersebut mempunyai arah orientasi yang berlawanan,sehingga terjadilah bentuk molekul linier.

b. Hibridisasi sp2
Hibridisasi sp2 terjadi apanbila orbital s membentuk orbital hibrda dengan dua buah orbital p. berdasarkan VSEPR, molekul BF3 berbentuk segitiga datar (trigonal planar). Hibridisasi yang terjadi pada BF3 dapat dijelaskan sebagai berikut :
Elektron valensi atom boron adalah 5, sehingga konvigurasi elektronnya: 1s2 2s2 2p1. diagram elektron valensi :
_ _ _ _
Oeh karena elektron pada orbital 2s sudah berpasangan, maka agar dapat membentuk ikatan, sebuah elektron dari orbital 2s tersebut harus promosi ke orbital 2p yang masih kosong.
_ _ _ _
Maka orbital hibrida dari satu s dan dua orbital p adalah membentuk orbital hibrida sp2 yang tingkat energinya sama.
_ _ _ _
Selanjutnya orbital hibrida yang belum berpasangan ini, akan berpasangan dengan elektron dari 3 atom F yang berada di orbital sp2.
_ _ _ _

: elektron dari atom B
: elektron dari atom F
Tiga orbital hasil hibridisasi tersebut mempunyai arah orientasi pada tiga arah yang saling berlawanan, sehingga membentuk ruang segitiga sama sisi (trigonal planar).

c. Hibridisasi sp3
Hibridisasi sp3 terjadi apabila sebuah orbital membentuk orbital hibrida dengan orbital p. berdasarkan teori VSEPR, molekul CH4 mempunyai bentuk tetrahedron. Proses hibrisdisasi yang terjadi pada CH4 adalah sebagai berikut :
Atom C dengan nomor atom 6 mempunyai konfigurasi elektron ; 1s2 2s2 2p4 dan diagram elektron valensi :
_ _ _ _

Untuk membentuk molekul CH4, keempat elektron valensi atom karbon harus membentuk pasangan elektron dengan elektron-elektron dari keempat atom hidrogen yang diikatnya. Karena sudah berpasangan, elektron pada orbital 2s tidak mungkin digunakan untuk berpasangan dengan elektron atom hidrogen. Oleh karena itu, sebuah elektron dari orbital 2s tersebut harus dipromosikan ke orbital 2p.
_ _ _ _
Dengan dipromosikannya, masing-masing elektron akan membentuk pasangan elektron bersama dengan 4 elektron dari keempat atom hidrogen. Bila ditinjau secara teoritis, tingkat energi keempat pasangan pasangan elektron tidaklah sama. Namun dalam pengamatan spektrum menunjukkan bahwa keempat ikatan pada CH4 adalah identik. Ini berarti tingkat energi keempat pasang elektron tersebut setingkat. Oleh karena itu, dapat disimpulkan bahwa orbital yang terjadi pada ikatan CH4 terbentuk dari sebuah atom s dan tiga orbital p membentuk orbital sp3 yang tingkat energinya sama.
_ _ _ _
Selanjutnya orbital hibrida yang belum berpasangan ini, akan berpasangan dengan elektron–elektron dari keempat atom H yang berada di orbital sp3.
_ _ _ _
: elektron dari atom C
: elektron dari atom F
Empat orbital hasil hibridisasi sp3 tersebut mempunyai arah orientasi pada empat ruang yang dibatasi oleh empat bidang atau tetrahedron.

d. Hibridisasi orbital s, orbital p, dan orbital d.
Dalam membentuk orbital hibrida beberapa olekul senyawa dari unsure-unsur periode ketiga tidak hanya melibatkan orbital s dan orbital p saja, namun juga orbital d. seperti contoh SF6 yang membentuk molekul octahedron. Atom belerang dengan nomar atom 16 (sebagai atom pusat) mempunyai konfigurasi electron : 1s2 2s2 2p6 3s2 3p4 3d0 dan mempunyai diagram oirbital valensi :
_ _ _ _ _ _ _ _ _
Untuk dapat mengikat 6 atom F, atom s harus mempunyai 6 elektron yang tidak berpasangan, sehingga electron dari orbital 3s dan 3p yang sudah berpasangan dipromosikan ke orbital 3d.
_ _ _ _ _ _ _ _ _
Orbital-orbital yang terisi electron ini selanjutnya membentuk orbital hibrida dan digunakan dengan electron dari atom F. orbital hibrida yang terjadi dibentuk dari sebuah orbital s, tiga buah orbital p, dan dua buah orbital d. orbital hibrida yang terbentuk adalah sp3d2.
_ _ _ _ _ _ _ _ _
: elektron dari atom S
: elektron dari atom F
Bentuk orbital hibrida adalah octahedron, yaitu bangun berisi 8 bi9dang yang beraturan.

Bentuk-bentuk orbital hibrida yang lain dapat dilihat pada tabel berikut :
Jenis ikatan Jumlah ikatan maksimum Bentuk geometrik
sp 2 Linier
sp2 3 Segitiga datar
sp3 4 Tetrahedron
dsp3 5 Trigonal bipiramid
sp2d ; dsp2 4 Segiempat datar
d2sp3 ; sp3d2 6 Oktahedron

5. Molekul Polar dan Non Polar
Salah satu pengaruh bentuk molekul terhadap sifat zat adalah pada sifat kepolaran molekul. Suatu molekul dikatakan bersifat nonpolar jika distribusi rapatan electron dalm molekul tersebar secara merata. Dean sebaliknya molekul dikatakan polar jika distribusi rapatan electron tersebar secara tidak merata, sehingga adadi salah satu bagian molekul yang distribusi rapatan elekltronnya lebih besar sementara sisi lainnya lebih rendah. Sisi yang rapatannya lebih besar menjadi lebih negative, sedangkan sisi lainnya menjadi lebih positif. Dengan kata lain molekul polar mempunyai dwi kutub karena pusat muatan atau dipole positif terpisah dari pusat muatan atau dipole negatif. Suatu molekul bersifat polar jika memenuhi dua syarat berikut :
a. Ikatan dalam molekul bersifat polar. Secara umum, ikatan antar atom yang berbeda dapat dianggap polar.
b. Bentuk molekul tidak simetris, sehingga pusat muatan positif tidak berimpit dengan pusat muatan negatif.
Molekul diatomic yang terdiri dari dua atom yang sama seperti contoh H2, CL2, dan O2 bersifat nonpolar. Sementara itu molekul diatomic yang terdiri dari dua atom yang berbeda keelektronegatifannya bersifat polar. Seperti contoh HCl.
Perhatikanlah contoh berikut :


Molekul senyawa yang terdiri dari tiga atom atau lebih seperti H2O dan CCl4 kepolarannya dapat diperkirakan dari bentuk molekulnya. Berikut Contoh meramalkan kepolaran molekul :

a. Meramalkan kepolaran H2O
Bentuk molekul H2O adalah bentuk V atau bengkok. Keelektronegatifan atom Orang tua lebih besar dari pada keelektronegatifan atom H maka ikatan antara O-H adalah polar. Oleh karena kedua ikatan O-H yang berbentuk V mengarah ke pusat Orang tua maka menghasilkan momen dipole yang lebih besar dari nol sehingga molekul H2O adalah polar.
b. Meramalkan kepolaran CCl4
Bentuk molekul CCl4 adalah tetrahedral. Keelektronegatifan atom klor lebih besar dari p[ada keelektronegatifan atom karbon, maka ikatan C-Cl adalah polar. Keempat ikatan C-Cl yang polar tersusun dalam bentuk tetrahedral sehingga akan menghasilkan momen dipole sama dengan nol. Maka molekul CCl4 bersifat nonpolar.
c. Meramalkan kepolaran BeCl2
Bentuk molekul BeCl2 adalah linear. Atom Cl lebih elektronegatif dari atom Be. Maka ikatan antara Be-Cl adalah polar.

Harga vector kedua ikatan antara Be-Cl adalah sama, tetapi arahnya berlawanan. Hal tersebut menghasilkan jumlah harga momen dipole sama dengan nol maka molekul BeCl2 dalah nonpolar.

6. Gaya Antar Molekul
Molekul kovalen dibedakan menjadi molekul polar dan molekul non polar. Molekul non polar adalah molekul dimana elektron-elektronnya tersebar merata sehingga tidak memperlihatkan adanya kutub positif dan kutub negatif dalam molekulnya. Hal ini terjadi pada molekul-molekul yang berbentuk simetris, seperti molekul H2, O2, N2, CCl4, dan CO2.
Molekul polar adalah molekul yang memperlihatkan adanya kutub positif dan kutub negatif yang disebut dipol (dua polar) dalam molekulnya. Dipol terjadi karena perbedaan sifat keelektronegatifan antara dua atom yang berikatan sehingga penyebaran elektron dalam molekul tidak merata, misalnya molekul HF, HCl, HI, NH3, dan H2O. Semakin besar perbedaan keelektronegatifan, maka semakin polar molekul tersebut.
Kepolaran suatu molekul dapat diketahui dari harga momen dipolnya. Momen dipol adalah hasil kali muatan dan jarak antara kedua atom yang berikatan, yang dirumuskan sebagai:
µ = q x d
Di mana, µ = momen dipol (Debye)
q = muatan (ses)
d = jarak (Ao)
Semakin besar harga momen dipol, maka semakin polar molekul tersebut. Molekul non polar memiliki momen dipol nol.
Antar molekul kovalen terdapat gaya yang bekerja untuk mengikat molekul-molekul, ini disebut gaya antarmolekul. Gaya ini akan bekerja efektif bila jarak antarmolekul sudah sangat dekat, sehingga bila molekul-molekul gas dikompresi dan didinginkan dan jarak antar molekul tersebut menjadi sangat dekat maka molekul-molekul gas tersebut akan segera berubah menjadi zat cair. Jika jarak antar molekul tersebut semakin dekat, maka gaya antar molekul tersebut akan semakin kuat dan dapat menjadikan zat cair tersebut membeku menjadi padat.
Satu molekul dapat melepaskan diri dari tetangganya jika memiliki energi yang dapat mengalahkan gaya tarik antar molekulnya. Makin kuat ikatan antar molekulnya, makin besar energi yang dibutuhkan untuk mengalahkan gaya antar molekul itu. Hal itu berarti, titik didihnya makin tinggi. Dari sini terlihat ada hubungan gaya tarik antar molekul dengan sifat fisis zat, misalnya titik didih, titik cair, tekanan uap, dan kelarutan.

a. Gaya Van der Walls
Gaya Van Der Waals dalam ilmu kimia merujuk pada jenis tertentu gaya antar molekul. Istilah ini pada awalnya merujuk pada semua jenis gaya antar molekul, dan hingga saat ini masih kadang digunakan dalam pengertian tersebut, tetapi saat ini lebih umum merujuk pada gaya-gaya yang timbul dari polarisasi molekul menjadi dipol.
Hal ini mencakup gaya yang timbul dari dipol tetap (gaya Keesom), dipol rotasi atau bebas (gaya Debye) serta pergeseran distribusi awan elektron (gaya London). Nama gaya ini diambil dari nama kimiawan Belanda Johannes van der Waals, yang pertama kali mencatat jenis gaya ini.
Gas mempunyai sifat bentuk dan volumenya dapat berubah sesuai tempatnya. Jarak antara molekul-molekul gas relatif jauh dan gaya tarik menariknya sangat lemah. Pada penurunan suhu, fasa gas dapat berubah menjadi fasa cair atau padat. Pada keadaan ini jarak antara molekul-molekulnya menjadi lebih dekat dan gaya tarik menariknya relatif lebih kuat. Gaya tarik menarik antara molekul-molekul yang berdekatan ini disebut gaya Van der walls.
Van der walls (1873) mengenali adanya gaya tarik dan gaya tolak yang lemah di antara molekul-molekul gas dan menjadikannya alasan adanya penyimpangan dari rumus:
PV = n RT.
Gaya Van der walls sangat lemah jika dibandingkan gaya ikatan antar atom (ikatan ion dan ikatan kovalen). Untuk memutuskan gaya tersebut diperlukan energi sekitar 0,4 – 40 kJ mol-1, sedangkan untuk ikatan kovalen diperlukan sekitar 400 kJ mol-1. Gaya van der walls ini bekerja bila jarak antarmolekul sudah sangat dekat, tetapi tidak melibatkan terjadinya pembentukan ikatan antar atom. Misalnya, pada suhu -160°C molekul Cl2 akan mengkristal dalam lapisan-lapisan tipis, dan gaya yang bekerja untuk menahan lapisan-lapisan tersebut adalah gaya van der walls.
Gaya antarmolekul yang berperan dalam terjadinya gaya van der walls, yaitu gaya dipol-dipol, gaya imbas, dan gaya dispersi (gaya London).

1. Gaya Dipol-Dipol
Gaya dipol-dipol terjadi pada molekul-molekul yang mempunyai dipol permanen atau molekul polar.
Antaraksi antara kutub positif dari satu molekul dengan kutub negatif dari molekul yang lain akan menimbulkan gaya tarik-menarik yang relatif lemah. Kekuatan gaya dipol-dipol ini akan semakin besar bila molekul-molekul tersebut mengalami penataan dengan ujung negatif dari molekul yang lain. Misalnya, pada molekul-molekul HCl.

Gaya antar dipol terjadi antara molekul-molekul dipol atau polar, seperti H2O, HCl, dan C2H5OH. Gaya antar dipol ini tidak sekuat gaya antar molekul ionik tetapi cukup berarti untuk menaikkan titik didih dipol-dipol ini dibandingkan dengan molekul lain yang massa molekulnya hampir sama. Contohnya adalah dipol H2O dibandingkan dengan CH4 yang non polar.
Arah vektor menuju ke atom yang lebih elektronegatif ujung plus menunjukkan ke atom yang kurang elektronegatif. Gaya tarik antar dua molekul polar disebut Gaya tarik dipol-dipol. Tarikan ini lebih kuat dari pada tarikan antara molekul-molekul non polar.

2. Gaya Imbas
Suatu molekul polar mempunyai dipol permanen. Dipol permanen ini menginduksi (mengimbas) awan elektron molekul non polar sehingga terbentuk dipol terinduksi (terimbas).

Gaya imbas terjadi bila terdapat molekul dengan dipol permanen berantar aksi dengan molekul dipol sesaat. Adanya molekul-molekul polar dengan dipol permanen akan menyebabkan imbasan dari kutub molekul polar kepada molekul non polar, sehingga elektron-elektron dari molekul non polar tersebut mengumpul pada salah satu sisi molekul (terdorong atau tertarik), yang menimbulkan terjadinya dipol sesaat pada molekul non polar tersebut.
Terjadinya dipol sesaat akan berakibat adanya gaya tarik-menarik antardipol tersebut yang menghasilkan gaya imbas.

3. Gaya Dispersi (gaya London)
Seorang ahli fisika dari Jerman Fritz London, tahun 1930 menguraikan terjadinya tarikan yang lemah disebabkan oleh dipol imbasan sekejap atau sesaat yang kemudian dikenal Gaya London. Terjadinya tarikan antar elektron satu molekul dan inti molekul yang lain dapat dibayangkan sebagai akibat menggesernya posisi atau getaran (Vibrasi) elektron dan inti-inti itu. Suatu getaran dalam sebuah molekul mengimbas (menginduksi) suatu geseran elektron-elektron suatu molekul yang disebelahnya.

Gaya London atau gaya dispersi ini terjadi pada setiap molekul maupun zat ionik, hanya pada senyawa ionik tidak begitu besar pengaruhnya. Akan tetapi, pada molekul-molekul kovalen non polar gaya dispersi sangat besar pengaruhnya.
Menurut London terjadinya gaya dispersi pada molekul non polar akibat adanya pergerakan elektron mengelilingi inti secara acak, sehingga pada suatu saat elektron-elektron tersebut akan mengumpul pada salah satu sisi atom molekul. Pengumpulan elektron pada salah satu sisi atom molekul ini mengakibatkan terjadinya dipol. Pada sisi yang banyak elektron tersebut menjadi bermuatan negatif, sedangkan pada sisi yang lain terjadi kutub positif. Dipol yang terjadi ini akan menghilang atau berganti tempat (sisi) seiring dengan terus berputarnya elektron. Oleh karena sifatnya yang hanya sesaat maka disebut derngan dipol sesaat.
Semakin banyaknya elektron dalam atom atau molekul akan memperbesar gaya tarik dispersi, sehingga kekuatan gaya intermolekuler inilah yang menentukan titik leleh dan titik didih suatui senyawa. Semakin kuat gaya intermolekuler semakin tinggi titik leleh maupun titik didihnya.
Bentuk molekul juga yang menentukan kekuatan gaya dispersi. Molekul yang kompak atau mampat hanya akan mengalami sedikit pergeseran muatan, sedangkan molekul memanjang akan mengalami pergeseran yang lebih besar sehingga mempunyai titik didih yang lebih tinggi.
Sebagai contoh, molekul hidrokarbon butana dan 2-metilpropan keduanya memiliki rumus molekul C4H10, tetapi atom-atom disusun berbeda. Pada butana atom karbon disusun pada rantai tunggal, tetapi 2-metilpropan memiliki rantai yang lebih pendek dengan sebuah cabang.


Butana memiliki titik didih yang lebih tinggi karena gaya dispersinya lebih besar. Molekul yang lebih panjang (dan juga menghasilkan dipol sementara yang lebih besar) dapat lebih berdekatan dibandingkan molekul yang lebih pendek 2-metilpropan.
Berikut ini contoh yang lain yang menunjukkan dominannya gaya dispersi. Triklorometan, CHCl3, merupakan molekul dengan gaya dispersi yang tinggi karena elektronegatifitas tiga klor. Hal itu menyebabkan daya tarik dipol-dipol lebih kuat antara satu molekul dengan tetangganya.
Dilain pihak, tetraklorometan, CCl4, adalah non polar. Bagian luar molekul tidak seragam - ini pada semua arah. CCl4 hanya bergantung pada gaya dispersi. Karena itu yang memiliki titik didih yang lebih tinggi adalah CCl4 tentunya, karena CCl4 molekulnya lebih besar dengan lebih banyak elektron. Kenaikan gaya dispersi lebih dari sekedar menggantikan untuk kehilangan interaksi dipol-dipol.
Titik didihnya adalah:
CHCl3
61.2°C
CCl4
76.8°C
Mudah tidaknya suatu molekul membentuk dipol sesaat disebut polarisabilitas. Hal ini berkaitan dengan massa molekul relatif (Mr) dan bentuk molekul. Massa molekul relatif berkaitan dengan jumlah elektron dalam molekul maka makin mudah mengalami polarisasi sehingga makin kuat gaya Londonnya.
Contoh soal 1:
Bagaimana urutan kekuatan gaya London molekul-molekul H2, N2, O2, dan Br2 ini ? Urutan kekuatan Gaya London dari yang terlemah ke yang paling kuat adalah H2 — N2 —O2—Br2 karena MrBr2 > MrO2 > MrN2 > MrH2.

Dari tabel dapat dilihat bahwa HI memiliki titik didih yang lebih tinggi daripada HCl sehingga lebih polar dari HI. Massa molekul relatif HI lebih besar daripada HCl sehingga titik didih HI lebih tinggi dari HCl. Hal ini menunjukkan bahwa Gaya London lebih dapat digunakan dalam membandingkan sifat zat dengan massa molekul relatif yang jauh berbeda.
b. Ikatan Hidrogen
Ikatan hidrogen merupakan gaya lemah antar molekul yang menghubungkan antara atom hidrogen dari suatu molekul dengan atom elektronegatif pada molekul lain. Gaya ikatan hidrogen ini relatif lebih kuat daripada ikatan van der Walls, dan berbeda dengan gaya van der walls sebab ikatan hidrogen mempunyai arah yang jelas.
Kutub positif pada arah kedudukan atom H berikatan dengan kutub negatif pada arah kedudukan atom yang memiliki keelektronegatifan besar, seperti florin, oksigen, dan nitrogen dalam molekul HF,H2O, dan NH3.

Tarikan antar molekul yang luar biasa kuatnya, dapat terjadi antara molekul-molekul, jika satu molekul mempunyai sebuah atom hidrogen yang terikat pada sebuah atom berelektronegativitas besar, dan molekul sebelahnya mempunyai sebuah atom berelektronegativitas tinggi yang mempunyai sepasang elektron menyendiri.
Inti hidrogen, yakni proton ditarik oleh sepasang elektron yang bersebelahan bolak-balik antara kedua atom tersebut. Tarikan antara dua molekul yang menggunakan bersama-sama sebuah proton disebut Ikatan Hidrogen.
Ikatan ini merupakan gaya tarik menarik antara atom H dengan atom lain yang mempunyai keelektronegatifan besar pada satu molekul dari senyawa yang sama.

Ikatan hidrogen memiliki kekuatan sepersepuluh rata-rata ikatan kovalen, dan secara konstan diputushubungkan pada molekul air. Tiap molekul air dapat berpotensi membentuk empat ikatan hidrogen dengan molekul air disekelilingnya. Terdapat jumlah hidrogen + yang pasti dan pasangan mandiri karena itu tiap masing-masing molekul air dapat terlibat dalam ikatan hidrogen.
Hal inilah yang menjadi sebab kenapa titik didih air lebih tinggi dibandingkan amonia atau hidrogen fluorida. Pada kasus amonia, jumlah ikatan hidrogen dibatasi oleh fakta bahwa tiap atom nitrogen hanya mempunyai satu pasang elektron mandiri. Pada golongan molekul amonia, tidak terdapat cukup pasangan mandiri untuk mengelilinginya untuk memuaskan semua hidrogen.
Pada hidrogen fluorida, masalah yang muncul adalah kekurangan hidrogen. Pada molekul air, hal itu terpenuhi dengan baik. Air dapat digambarkan sebagai sistem ikatan hidrogen yang sempurna.
Contoh soal 2:
Apakah Ikatan Hidrogen dapat mempengaruhi titik didih propana dan etanol?
Ya, dapat mempengaruhi karena Etanol memiliki titik didih yang sangat tinggi dibandingkan dengan propana walaupun massa molekul relatif (Mr) keduanya tidak jauh berbeda. Hal ini terjadi karena dalam molekul etanol terdapat ikatan hidrogen sedangkan propana tidak.

Tabel . Hubungan titik didih dengan Mr senyawa organik
Senyawa Mr Titik Didih
Propana 44 12°C
Etanol 46 78°C

Ikatan hidrogen dapat terjadi inter molekul dan intra molekul. Jika Ikatan hidrogen terjadi diantara molekul-molekul yang berbeda maka disebut ikatan hidrogen intermolekul atau antar molekul seperti senyawa 1,4 – dihidroksi benzena. Sedangkan bila ikatan hidrogen terjadi antara atom-atom dalam molekul yang sama maka disebut ikatan hidrogen intramolekul atau didalam molekul seperti senyawa 1,2 – dihidroksi benzena.

1,4–dihidroksi benzena.
Senyawa 1,2 – Dihidroksi benzena memiliki ikatan hidrogen Intra molekul karena atom H dan atom O letaknya berdekatan dalam satu molekul. Berbeda halnya dengan 1,4 – Dihidroksi benzena letaknya gugus hidroksi (OH) saling berjauhan sehingga tidak memiliki ikatan hidrogen intramolekul.

Ikatan hidrogen tidak hanya berpengaruh pada titik didih dan titk leleh suatu zat tetapi juga kelarutannya dalam suatu pelarut. Senyawa yang berikatan hidrogen mudah larut dalam senyawa lain yang juga berikatan hidrogen.
Gaya tarik-menarik utama apakah yang terjadi antara molekul-molekul dalam zat berikut! a. air b. asam klorida c.karbon dioksida
a. Ikatan hidrogen karena pada molekul air terdapat ikatan antara H dan O.
b. Gaya tarik dipol-dipol karena HCl adalah molekul polar.
c. Gaya London atau dispersi karena CO2 adalah molekul non polar.


Rangkuman
1. Bentuk molekul berkaitan dengan susunan ruang atom-atom dalam molekul.
2. Molekul diatomik bentuk molekulnya adalh linier, molekul triatomik dapat berbentuk linier atau bengkok (V), molekul tetraatomik ada yang berbentuk planar (datar sebidang), ada pula yang piramida. Semakin banyak atom penyusun molekul, semakin komplek pula bentuk molekulnya.
3. Atom pusat dinyatakan dengan lambang A, pasangan elektron ikat dilambangkan X, dan pasangan electron bebas dilambangkan dengan E.
4. Bentuk molekul dapat ditentukan dengan teori VSEPR dan juga teori hibridisasi.
5. Bentuk molekul mempengaruhi sifat kepolaran molekul.
6. Kepolaran senyawa selain dipengaruhi oleh perbedaan keelektronegatifan juga dipengaruhi oleh bentuk molekulnya.
7. Kepolaran suatu molekul dapat diketahui dari harga momen dipolnya.
8. Molekul kovalen dibedakan menjadi molekul polar dan molekul non polar.
9. Molekul non polar adalah molekul dimana elektron-elektronnya tersebar merata sehingga tidak memperlihatkan adanya kutub positif dan kutub negatif dalam molekulnya.
10. Molekul polar adalah molekul yang memperlihatkan adanya kutub positif dan kutub negatif yang disebut dipol (dua polar) dalam molekulnya.
11. Momen dipol dirumuskan sebagai: µ = q x d
12. Antar molekul kovalen terdapat gaya yang bekerja untuk mengikat molekul-molekul, ini disebut gaya antarmolekul.
13. Gaya tarik dan gaya tolak yang lemah yang bekerja di antara molekul-molekul gas dikenal sebagai gaya Van der Walls.
14. Gaya Van der Walls mempunyai rumus : PV = n RT.
15. Gaya antarmolekul yang berperan dalam terjadinya gaya van der walls, yaitu gaya dipol-dipol, gaya imbas, dan gaya dispersi (gaya London).
16. Gaya dipol-dipol terjadi pada molekul-molekul yang mempunyai dipol permanen atau molekul polar.
17. Gaya imbas terjadi bila terdapat molekul dengan dipol permanen berantar aksi dengan molekul dipol sesaat.
18. Terjadinya tarikan yang lemah disebabkan oleh dipol imbasan sekejap atau sesaat yang kemudian disebut dengan gaya London atau dispersi.
19. Ikatan hidrogen merupakan gaya lemah antar molekul yang menghubungkan antara atom hidrogen dari suatu molekul dengan atom elektronegatif pada molekul lain.
EVALUASI SKALA SIKAP
POKOK BAHASAN IKATAN KIMIA

PETUNJUK :
1. Anda diminta memilih satu diantara empat sikap yang tertera dibagian kanan setiap pernyataan.
2. Caranya anda hanya perlu membubuhkan tanda ceklis (√) disebelah kanan setiap pernyataan.
SS : bila anda sangat setuju dengan pernyataan tersebut.
S : bila anda setuju dengan pernyataan tersebut.
TS : bila anda tidak setuju dengan pernyataan tersebut.
STS : bila anda sangat tidak setuju dengan pernyataan tersebut.
3. Evaluasi skala sikap ini harap dijawab dengan jujur.
No Pernyataan SS S TS STS
1 Menurut saya mengerjakan soal-soal latihan ikatan kimia perlu dibentuk kelompok belajar.
2 Menurut saya dalam memahami materi ikatan kimia (bentuk molekul) diperlukan adanya kelompok belajar.
3 Saya lebih menyukai adanya praktek dalam materi ikatan kimia (bentuk molekul) dengan menggunakan plastisin atau dengan bahan yang lain.
4 Saya merasa tidak nyaman apabila dalam materi ikatan kimia (bentuk molekul) kita disuruh untuk mengkhayal atau mengira-ngira bentuk molekul suatu senyawa.
5 Saya lebih senang apabila dalam materi ikatan kimia (bentuk molekul) terdapat gambar / poster bentuk-bentuk molekul.
6 Saya belajar ikatan kimia secara individu memberikan hasil yang lebih baik daripada belajar kelompok.
7 Apabila saya tidak paham dalam materi ikatan kimia saya akan bertanya pada guru.
8 Saya lebih senang bertanya pada teman, apabila saya tidak paham dalam materi ikatan kimia.
9 Saya lebih menyukai guru menerangkan materi ikatan kimia dengan inovatif, kreatif, dan menyenangkan.
10 Saya lebih menyukai mengerjakan tugas ikatan kimia secara individu daripada kelompok.
11 Menurut saya dalam memahami materi ikatan kimia (hibridisasi baik sp, sp2, sp3, dan yang lain) diperlukan adanya kelompok belajar.
12 Saya lebih menyukai dalam materi ikatan kimia (hibridisasi) terdapat gambar bentuk-bentuk orbital hibridanya.
13 Saya lebih senang belajar sendiri dalam materi gaya antar molekul (gaya Van der Walls).
14 Saya lebih menyukai adanya praktek dengan menggunakan plstisin dalam materi ikatan hidrogen.
15 Dalam mengerjakan tugas hibridisasi, gaya antar molekul, dan ikatan hidrogen diperlukan adanya kelompok belajar.

Evaluasi 1
Soal pilihan ganda
1. Jika atom pusat dinyatakan dengan A, pasangan electron ikatan dengan X, dan pasangan electron bebas dengan E, manakah diantara molekul berikut yang tergolong tipe AX4E ?
c. SCl2 c. PF3 e. SF4
d. H2O d. NH3
2. Diantara senyawa berikut manakah senyawa yang bersifat polar ?
a. CO2 c. CH4 e. O2
b. BF3 d. NH3


3. Bentuk molekul BCl2 adalah … .
a. Trigonal bipiramidal d. Oktahedral
b. Segitiga planar e. Tetrahedron
c. Linier
4. Unsur Pasal (nomor atom 15) bersenyawa dengan Cl (nomor atom 17) membentuk PCl3. Berapa banyak pasangan elektron bebas pada atom pusat dalam senyawa PCl3 ?
a. 0 c. 2 e. 4
b. 1 d. 3
Soal Uraian
1. Tentukan tipe molekul berikut :
a. BF3 b. POCl3 c. XeO4
2. Ramalkan bentuk molekul berikut :
a. BeF2 b. PCl5
3. Ramalkan kepolaran molekul berikut:
a. BCl3
b. NH3
4. Molekul PCl5 berbentuk bipiramidal trigonal. Buatlah hibridisasi pembentukan molekul senyawa tersebut !




Evaluasi 2
Soal pilihan ganda
1. Titik didih metana (CH2) lebih tinggi daripada neon (Ne), karena…
a. Massa molekul metana lebih besar dari neon.
b. Molekul metana mempunyai lebih banyak elektron daripada neon.
c. Polarisabilitas metana lebih besar dari neon.
d. Molekul metana membentuk ikatan hidrogen, neon tidak.
e. Molekul metana polar, neon tidak.
2. Diantara pasangan senyawa berikut yang mempunyai Gaya London adalah…
a. CCl4
b. H2O
c. CH4
d. CO2
e. NH3
3. Senyawa yang mempunyai ikatan hidrogen adalah…
a. HCl
b. H2S
c. H2O
d. HBr
e. HI
4. Diantara senyawa berikut ini yang di ramalkan mempunyai titik didih tertinggi adalah…
a. C2H6
b. C2H2Cl
c. C2¬H5OH
d. CH3COOH
e. CH3OCH3






5. Ikatan yang terdapat dalam molekul (antara atom C dengan H) dan antar molekul CH4 adalah…
a. Kovalen dan Gaya London
b. Ion dan Gaya Dispersi
c. Kovalen dan Ikatan Hidrogen
d. Kovalen dan Gaya Van der Waals
e. Ion dan Ikatan Hidrogen
Soal Uraian
6. Jelaskan apa yang kamu ketahui tentang!
a. Gaya London atau dispersi
b. Gaya Van der Walls
7. Bagaimana terjadinya gaya dipol-dipol dan gaya imbas?
8. Etanol dan metoksimetana, manakah titik didihnya yang lebih tinggi jika dikaitkan dengan ikatan hidrogennya?
9. Manakah gaya Londonnya yang lebih kuat, molekul iod atau molekul flour?
10. Gambarkan terjadinya ikatan hidrogen pada molekul air dan ion klorida!












GLOSARIUM

Alkohol :
1. Berasal dari istilah Arab:al-kuhul (sesuatu yang mudah menguap).
2. Minuman yang mengandung alkohol.
3. Sebutan umum (sehari-hari) untuk etanol atau etil-alkohol.
4. Beberapa senyawa yang serupa dengan etanol dalam hal sifat atau adanya gugus hidroksil, -OH sebagai nama golongan. Golongan alkohol mencakup: alkanol, alkandiol, alkantriol, alkohol polihidroksi.
Amina :
Senyawa organik sebagai turunan dari amoniak, NH3 yakni dengan penggantian satu atau lebih atom H dari NH3 oleh gugus R (alkil atau aril).
Asam karboksilat :
Asam organik yang mempunyai hanya sebuah gugus karboksil, -COOH (sebagai gugus fungsinya) dengan rumus umum R-COOH dimana R dapat berupa gugus H, alkil, atau gugus aril.
Atom :
Partikel terkecil dari suatu unsur.
Benzena :
Senyawa siklik yang mempunyai rumus molekul C6H6
Dipol :
Dua kutub muatan listrik yang besarnya sama tetapi berlawanan tanda yang terpisah pada jarak yang amat kecil, biasanya terjadi pada molekul polar.
Dipol sesaat :
Getaran dan pergerakan elektron dapat meyebabkan pergeseran awan elektron dalam molekul.
Elektron :
Partikel subatom, bermuatan listrik negatif, memiliki massa 9,11 x 10 -31 kg.
Elektronegatif :
1. Lebih memiliki sifat bukan logam.
2. Menunjukkan bahwa suatu atom unsur stabil berada sebagai ion negatif dengan cara mengikat elektron.
3. Menunjukkan bahwa suatu atom di dalam molekulnya bermuatan lebih negatif dari atom yang diikatnya.
Gaya :
Sesuatu yang dapat menggerakan benda diam, atau mempercepat/memperlambat benda yang bergerak dengan arah tertentu.
Gaya antarmolekul :
Gaya yang bekerja untuk mengikat antar molekul kovalen.
Gaya dipol-dipol :
Gaya yang terjadi pada molekul-molekul yang mempunyai dipol permanen atau molekul polar
Gaya imbas :
Gaya yang terjadi bila terdapat molekul dengan dipol permanen berantar aksi dengan molekul dipol sesaat.
Gaya London atau dispersi :
Gaya yang terjadi karena tarikan lemah yang disebabkan oleh dipol imbasan sekejap atau sesaat.
Gaya Van der Walls :
Gaya tarik dan gaya tolak yang lemah yang bekerja di antara molekul-molekul gas.
Glukosa :
Salah satu tipe monosakarida dengan rumus molekul C6H12O6, padatan kristal berwarna putih dan berasa manis.
Hibridisasi :
Pembentukan orbital baru yang menjadi orbital ikatan dari hasilpenggabungan antar orbital atom yang membentuk ikatan.
Ikatan hidrogen :
Gaya lemah antar molekul yang menghubungkan antara atom hidrogen dari suatu molekul dengan atom elektronegatif pada molekul lain
Ikatan intramolekul :
Ikatan yang terjadi antara atom-atom dalam molekul yang sama.
Ikatan intermolekul :
Ikatan yang terjadi antara atom-atom dalam molekul yang berbeda.
Ikatan ion :
1. Ikatan yang terbentuk antara atom berelektropositif tinggi dan atom berafinitas elektron tinggi
2. Ikatan yang terbentuk antara ion positif (atom yang mudah melepaskan elektron) dan ion negatif (atom yang mudah mengikat elektron).
Ikatan kovalen :
Ikatan yang terjadi karena pemilikan bersama pasangan elektron. Ikatan yang merupakan sumbangan dari kedua atom atau salah satu atom yang berikatan.
Kelarutan :
Daya larut suatu zat di dalam sejumlah pelarut pada suhu dan tekanan tertentu.
Massa molekul relatif :
Massa keseluruhan sebagai hasil penjumlahan dari massa atom relatif dari atom-atom yang membentuk molekul itu.
Molekul :
1. Hasil penggabungan 2 atau lebih atom secara kimia.
2. Partikel terkecil dari senyawa atau unsur poliatom.
Molekul kovalen :
Molekul yang terbentuk melalui iakatan kovalen. Ada 2 tipe molekul kovalen yaitu molekul non polar dan molekul polar.
Molekul non polar :
Molekul kovalen yang bersifat tidak polar atau tidak memiliki kutub muatan listrik.
Molekul polar :
Molekul kovalen yang bersifat polar atau memiliki kutub muatan listrik sebagai akibat adanya perbedaan keelektronegatifan atau resultan momen dipolnya tidak nol.
Momen dipol :
Adalah hasil kali muatan dan jarak antara kedua atom yang berikatan.
Orbital :
suatu daerah dalam ruang (tiga dimensi) ada yang mempunyai bentuk bola, balon berpilin ataupun bentuk lainnya.
Senyawa :
1. Zat yang bersifat tunggal dapat terurai secara kimia menjadi zat-zat yang lebih sederhana.
2. Zat yang terdiri dari molekul-molekul yang terbentuk dari 2 atau lebih unsur beda jenis.
Simetris :
Sifat dari bentuk atau pola geometri sebuah struktur molekul atau objek lain yang jika dilakukan operasi tertentu akan diperoleh struktur semula.
Tekanan uap :
Tekanan yang dihasilkan oleh zat cair atau zat padat.
Titik didih :
Suhu dimana tekanan uap cairan atau zat cair sama dengan tekanan udara luar.
VSEPR :
Teori Valence-Shell Electron Pair Repulsion (teori tolakan pasangan electron kulit valensi)


EVALUASI 1
Soal Pilihan Ganda
1. e 2. d 3. c 4. a
Soal Uraian
1.
a. BF3
Jumlah electron valensi atom pusat (boron) = 3.
Jumlah pasangan electron ikatan (X) = 3.
Jumlah pasangan electron bebas (E) = = 0
Tipe molekul AX3
b. POCl3
Jumlah electron valensi atom pusat = 5.
Jumlah pasangan electron ikatan (X) = 4, tetapi jumlah electron yang digunakan atom pusat = 3 x 1 (untuk Cl) + 1 x 2(untuk oksigen) = 5.
Jumlah pasangan electron bebas (E) = = 0
Tipe molekul AX4


c. XeO4
Jumlah electron valensi atom pusat = 8.
Jumlah pasangan electron ikatan (X) =4, tetapi jumlah electron yang digunakan atom pusat 4 x2 = 8.
Jumlah pasangan electron bebas (E) = = 0
Tipe molekul AX4
2.
a. Bentuk molekul BeF2
Dalam molekul BeF2 atom pusat Be mengikat 2 atom F.
4Be (2,2) electron valensi = 2(semua digunakan untuk ikatan)
9F (2,7) electron valensi = 7 (untuk ikatan digunakan satu electron)
Untuk molekul BeF2 =
Jumlah electron valensi Be = 2.
Jumlah electron dari 2 atom F = 2
Jumlah electron = 4
Jumlah pasangan electron = = 2
Jumlah pasangan electron ikat = 2.
Bentuk molekul BeF2 adalah linier.






b. Bentuk molekul PCl5
15P (2,8,5) electron valensi = 5
17Cl (2,8,7) electron valensi = 7
Untuk molekul PCl5=
Jumlah electron valensi P = 5
Jumlah electron dari 5 atom Cl = 5
Jumlah electron = 10
Jumlah pasangan electron = = 5
Jumlah pasangan electron ikat = 5
Jumlah pasangan electron bebas = 0
Bentuk molekul PCl5 adalah trigonal bipiramidal.
3. a. BCl3
Bentuk molekul BCl3 adalah segitiga datar, atom Cl lebih elektronegatif dari atom B. maka ikatan B-Cl adalah polar. Ketiga ikatan B-Cl yang polar membentuk vector dipole sama kuat sehingga menghasilkan momen dipol sama dengan 0. molekul BCl3 bersifat non polar.
b. NH3
Bentuk molekul NH3 adalah trigonal piramida, atom N lebih elektronegatif dari atom H. maka ikatan N-H adalah polar. Oleh karena bentuk NH3 trigonal piramida dan ikatan N-H yang polar mengarah ke atas pusat N maka momen dipolnya tidak sama dengan 0 sehingga bersifat polar.
4. P (nomor atom =15) konfigurasi elektronnya sama dengan [Ne] 3s2 3p3
Supaya dapat membentuk 5 ikatan kovalen, Maka satu electron dari orbital 3s harus dipromosikan ke orbital 3d. selanjutnya orbital 3s, 3orbital 3p, dan 1 orbital 3d mengalami hibridisasi membentuk orbital hibrida sp3d yang berbentuk bipiramida trigonal.
_ _ _ _ _ _ _ _ _
Promosi menjadi
_ _ _ _ _ _ _ _ _
Hibridisasi sp3d
_ _ _ _ _ _ _ _ _
: elektron dari atom P
: elektron dari atom Cl
EVALUASI 2

1 A
2 C
3 C
4 C
5 D
6 a. Gaya London atau dispersi adalah terjadinya tarikan yang lemah disebabkan oleh dipol imbasan sekejap atau dipol sesaat. Terjadinya gaya dispersi pada molekul non polar akibat adanya pergerakan elektron mengelilingi inti secara acak, sehingga pada suatu saat elektron-elektron tersebut akan mengumpul pada salah satu sisi atom molekul.
b. Gaya Van der Walls adalah gaya tarik dan gaya tolak yang lemah yang bekerja di antara molekul-molekul gas. Gaya Van der Walls mempunyai rumus : PV = n RT.
7 Gaya dipol-dipol terjadi pada molekul-molekul yang mempunyai dipol permanen atau molekul polar. Sedangkan gaya imbas terjadi bila terdapat molekul dengan dipol permanen berantar aksi dengan molekul dipol sesaat.
8 Etanol, CH3CH2-O-H, dan metoksimetana, CH3-O-CH3, keduanya memiliki rumus molekul yang sama, C2H6O.





Etanol memiliki atom hirogen yang tertarik secara langsung pada oksigen - dan oksigen tersebut masih memiliki dua pasangan mandiri seperti pada molekul air. Ikatan hidrogen dapat terjadi antara molekul etanol, meskipun tidak seefektif pada air. Ikatan hidrogen terbatas oleh fakta bahwa hanya ada satu atom hidrogen pada tiap molekul etanol dengan cukup muatan +. Pada metoksimetana, pasangan mandiri pada oksigen masih terdapat disana, tetapi hidrogen tidak cukup + untuk pembentukan ikatan hidrogen.
Titik didih etanol 78.5°C lebih tinggi dibandingkan metoksimetana -24.8°C ini menunjukkan pengaruh yang dramatis bahwa ikatan hidrogen lebih melekat pada molekul etanol.
9 Molekul iod karena dengan distribusi / penyebaran elektron yang besar dan baur ke segala arah saling menarik lebih kuat dari pada molekul – molekul flour yang elektronnya lebih kuat terikat. Molekul iod yang besar itu saling tarik – menarik dengan lebih kuat dari pada molekul flour yang lebih kecil. Sehingga gaya London molekul iod lebih kuat daripada molekul flour.
10 Gambar ikatan hidogen dengan ion Cl-

DAFTAR PUSTAKA

Brady, James E., 1994. Kimia Universitas, Jakarta : Erlangga
http://bebas.vlsm.org/v12/sponsor/Sponsor-Pendamping/Praweda/Kimia/0235a%20Kim%202-12e.htm
http://id.wikipedia.org/wiki/Gaya_van_der_Waals
http://www.chem-is-try.org/?sect=belajar&ext=atom02_07
http://www.chem-is-try.org/?sect=belajar&ext=atom02_08
http://www.e-dukasi.net/mol/mo_full.php?moid=71&fname=kb1_1.htm
http://www.e-dukasi.net/mol/mo_full.php?moid=71&fname=kb1_2.htm
http://www.e-dukasi.net/mol/mo_full.php?moid=71&fname=kb2_1.htm
http://www.e-dukasi.net/mol/mo_full.php?moid=71&fname=kb2_2.htm
http://www.e-dukasi.net/mol/mo_full.php?moid=71&fname=kb2_3.htm
http://www.e-dukasi.net/mol/mo_full.php?moid=71&fname=kb2_4.htm
http://www.e-dukasi.net/mol/mo_full.php?moid=71&fname=penutup.htm
http://www.e-dukasi.net/mol/mo_full.php?moid=71&fname=tugas2.htm
http://www.kimia.upi.edu/utama/bahanajar
Kasmadi & Gatot Luhbandjono., 2004, Kimia Dasar I, UPT UNNES press.
Mulyono HAM., 2006, Kamus Kimia, cet pertama, Bumi Aksara.
Parning, Marlan, & Mika., 2002, Penuntun Belajar Kimia Untuk Kelas 3 Sekolah Menengah Umum Semester Pertama Pendekatan Nkurikulum Berbasis Kompetensi, Yudhistira.
Purba, Michael, 2007. Kimia SMA Kelas XI, Jakarta : Erlangga
Retnowati, Priscilla., 2004, Seribu Pena Kimia SMA Kelas XI, jilid 2, Erlangga.
Sudarmo, Unggul., 2007, Kimia SMA 2 untuk SMA Kelas XI, PHiβETA.
Sugiarto, Kristian H., 2004, Kimia Anorganik 1, common textbook, edisi revisi, FMIPA UNY.